Введение

Фосфор (лат. Phosphorus) P - химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0

В 1699 г. гамбургский алхимик X. Бранд в поисках «философского камня», якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, при выпаривании мочи с углём и песком выделил белое воскообразное вещество, способное светиться.

Название «фосфор» происходит от греч. «phos» - свет и «phoros» - несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.

К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).

Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.

Фосфор как элемент и как простое вещество

Фосфор в природе

Фосфор относится к числу распространенных элементов. Общее содержание в земной коре составляет около 0,08%. Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Главными минералами фосфора являются фосфориты и апатиты, из последних наиболее распространён фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 * CaF 2 . Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.

Фосфор - необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ - аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ - собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.

Фосфор содержится также в растениях.

Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31 Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.

Физические свойства

Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций - белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.

Белый фосфор - бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см 3 . Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.

Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р 4 , имеющие форму тетраэдра.

Каждый атом фосфора связан тремя?-связями с другими тремя атомами.

Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.

Красный фосфор - порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см 3 . Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.

Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см 3 .

Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.

Химические свойства

Фосфор - неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже - +3 и -3 (только в фосфидах).

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.

I. Взаимодействие с простыми веществами.

1. Взаимодействие с галогенами:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (хлорид фосфора (III)),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (хлорид фосфора (V)).

2. Взаимодействие с нематаллами:

2P + 3S = P 2 S 3 (сульфид фосфора (III).

3. Взаимодействие с металлами:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфид кальция).

4. Взаимодействие с кислородом:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).

II. Взаимодействие со сложными веществами.

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO^.

Получение

Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 6CaSiO 3 + P 4 ^ + 10CO^.

Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.

При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.

Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).

Применение

Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO 3 . От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.

Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.

Фосфор используют в металлургии. Он применяется для получения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз.

Также фосфор используют при производстве фосфорной кислоты и ядохимикатов (дихлофос, хлорофос и др.).

Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.

Фосфор (Р) - элемент VA группы, которую составляют также азот, сурьма, мышьяк, висмут. Название, происходящее от греческих слов, означает в переводе «несущий свет».

В природе фосфор встречается только в связанном виде. Основные минералы, содержащие фосфор: апатиты - хлорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 или фторапатит 3Ca3(PO4)2*Ca (F)2 и фосфорит 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Содержание в земной коре - примерно 0,12 массовых %.

Фосфор является жизненно важным элементом. Его биологическую роль сложно переоценить, ведь он входит в состав таких важных соединений, как белки и аденозинтрифосфат (АТФ), содержится в тканях животных (например, фосфорные соединения отвечают за сокращения мышечной ткани, а содержащийся в костях фосфат кальция обеспечивает прочность скелета), содержится он также и в тканях растений.

История открытия

Открыть фосфор в химии удалось во второй половине XVII века. Чудотворный носитель света (лат. phosphorus mirabilis), как было названо вещество, получалось из человеческой мочи, кипячение которой приводило к получению из жидкой субстанции воскоподобного светящегося в темноте вещества.

Общая характеристика элемента

Общая электронная конфигурация валентного уровня атомов элементов VA группы ns 2 np 3 . В соответствии со строением внешнего уровня в соединения элементы этой группы входят в степенях окисления +3 или +5 (главная, особенно устойчивая степень окисления фосфора), однако фосфор может иметь и другие степени окисления, например, отрицательную -3 или +1.

Электронная конфигурация атома фосфора 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Радиус атома 0,130 нм, электроотрицательность 2,1, относительная атомная (молярная) масса 31.

Физические свойства

Фосфор в виде простого вещества существует в виде аллотропных модификаций. Самыми устойчивыми аллотропными модификациями фосфора являются так называемые белый, чёрный и красный фосфор.

• Белый (формулу можно записать как P4)

Молекулярная кристаллическая решётка вещества состоит из четырёхатомных тетраэдрических молекул. Химическая связь в молекулах белого фосфора - ковалентная неполярная.

Основные свойства данного чрезвычайно активного вещества:

Белый P является сильнейшим смертельным ядом.

• Жёлтый

Жёлтым называют неочищенный белый фосфор. Это ядовитое и пожароопасное вещество.

• Красный (Рn)

Вещество, представляющее собой большое количество атомов P, которые связаны в цепи сложной структуры, является так называемым неорганическим полимером.

Свойства красного фосфора резко отличаются от свойств белого P: не обладает свойством хемилюминесценции, растворить его удаётся лишь в некоторых расплавленных металлах.

На воздухе, вплоть до температуры 240-250°С, не воспламеняется, но способен к самовоспламенению при трении или ударе. В воде, бензоле, сероуглероде и других веществах это вещество не растворяется, но растворим в трибромиде фосфора, окисляется на воздухе. Не ядовит. В присутствии влаги воздуха постепенно окисляется, образуя оксид.

Также, как и белый, переходит при нагревании до 200°C и под очень высоким давлением в чёрный P.

• Чёрный (Рn)

Вещество представляет собой также неорганический полимер, имеющий слоистую атомную кристаллическую решётку и является наиболее устойчивой модификацией.

Чёрный P - вещество по внешнему виду напоминающее графит. Совершенно нерастворим в воде и органических растворителях. Поджечь его можно, только раскалив до 400°C в атмосфере чистого кислорода. Чёрный P проводит электрический ток.

Таблица физических свойств

Химические свойства

Фосфор, являясь типичным неметаллом, реагирует с кислородом, галогенами, серой, металлами, окисляются азотной кислотой. В реакциях он может проявлять себя как окислителем, так и восстановителем.

• горение

Взаимодействие с кислородом белого P приводит к образованию оксидов Р2О3 (оксид фосфора 3) и Р2О5 (оксид фосфора 5), причём первый образуется при недостатке кислорода, а второй - при избытке:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

4Р + 5О2 = 2Р2О5

• взаимодействие с металлами

Взаимодействие с металлами приводит к образованию фосфидов, в которых P находится в степени окисления -3, то есть в этом случае он выступает в роли окислителя.

с магнием: 3Mg + 2P = Mg3P2

с натрием: 3Na + P = Na3P

с кальцием: 3Ca + 2P = Ca3P2

с цинком: 3Zn + 2P = Zn3P2

• взаимодействие с неметаллами

С более электроотрицательными неметаллами P взаимодействует как восстановитель, отдавая электроны и переходя в положительные степени окисления.

При взаимодействии с хлором образуются хлориды:

2Р + 3Cl2 = 2PCl3 — при недостатке Cl2

2Р + 5Cl2 = 2PCl5 — при избытке Cl2

Однако с йодом возможно образование только одного йодида:

2Р + 3I2 = 2PI3

С другими галогенами возможно образование соединений 3-х и 5-ти валентного Р в зависимости от соотношения реагентов. При реакции с серой или фтором также образуются два ряда сульфидов и фторидов:

• взаимодействие с кислотами

3P + 5HNO3(разб.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3(конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

2P + 5H2SO4(конц.) = 2H3PO4 + 5SO2 + H2O

С другими кислотами P не взаимодействует.

• взаимодействие с гидроксидами

Белый фосфор способен реагировать при нагревании с водными растворами щелочей:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)

В результате взаимодействия образуется летучее водородное соединение - фосфин (РН3), в котором степень окисления фосфора=-3 и соли фосфорноватистой кислоты (Н3РО2) - гипофосфиты, в которых Р находится в нехарактерной степени окисления +1.

Соединения фосфора

Рассмотрим характеристики соединений фосфора:

Способ получения

В промышленности Р получают из природных ортофосфатов при температуре 800–1000°С без доступа воздуха с применением кокса и песка:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO + 2P

Получающийся пар конденсируется при охлаждении в белый Р.

В лаборатории для получения Р особой чистоты используют фосфин и тирхлорид фосфора:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Области применения

В основном Р расходуется для производства ортофосфорной кислоты, которую используют в органическом синтезе, в медицине, а также для получения моющих средств, из её солей получают удобрения.

h2po3-такого соединения нет

строение атома фосфора и его свойства и получил лучший ответ

Ответ от Helga[гуру]

Аллотропные модификации фосфора

Белый фосфор обладает молекулярной кристаллической решеткой; это вещество желтоватого цвета с чесночным запахом. В парах имеет состав Р4.На воздухе воспламеняется при 18ºС. При хранении на свету переходит в красный. В воде нерастворим, зато хорошо растворим в сероуглероде, бензоле и других органических растворителях. Он весьма ядовит: 0,1 г белого фосфора – смертельная доза для человека.

Красный фосфор – порошок со слабо выраженной кристаллической структурой и поэтому названный аморфным, темно-красного цвета, имеет атомную решетку, весьма гигроскопичен (легко поглощает воду) , но в воде нерастворим; нерастворим он и в сероуглероде.
Красный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха при 450ºС. В отличие от белого – не ядовит, запаха не имеет, воспламеняется при 250 - 300ºС.

Фиолетовый и черный фосфор также получают из белого при высоких давлении и температуре. Черный фосфор обладает металлическим блеском, проводит электричество и тепло. Следовательно, у фосфора в незначительной степени проявляются металлические свойства

Химические свойства фосфора

В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного.
Белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой.
Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240ºС.
При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит непосредственное превращение химической энергии в световую.

Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства.

1. С кислородом.
При горении фосфора образуется белый
густой дым. Белый фосфор самовоспламеняется
на воздухе, а красный горит при поджигании.
Фосфор сгорает в кислороде ослепительно
ярким пламенем.
4P + 3O2(недостат) → 2P2O3 (P4O6)
4P + 5O2(избыток) → 2P2O5 (P4O10)

2. С галогенами.
С элементами, обладающими большей, чем у фосфора, электроотрицательностью, фосфор реагирует очень энергично.
Если в сосуд с хлором внести красный фосфор, то через несколько секунд он
самовоспламеняется в хлоре. При этом обычно получается хлорид фосфора (III).
4P + 6Cl2(недостат) → 4PCl3
4P + 10Cl2(избыток) → 4PCl5

3. С серой при нагревании.
4P + 6S → 2P2S3
4P + 10S → 2P2S5

4. Фосфор окисляет при нагревании почти все металлы, образуя фосфиды:
2P + 3Ca → Ca3P2
Фосфиды металлов легко гидролизуются водой.
Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ca(OH)2

5. Красный фосфор окисляется водой при температуре около 800ºС в присутствии катализатора – порошка меди:
2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2

6. Концентрированная серная кислота окисляет при нагревании фосфор:

2P + 5H2SO4(к) → 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O

7. Азотная кислота при нагревании окисляет фосфор

P + 5HNO3(к) → 5NO2 + H3PO4 + H2O
3P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 5NO + 3H3PO4

Ответ от 2 ответа [гуру]

Привет! Вот подборка тем с ответами на Ваш вопрос: строение атома фосфора и его свойства

Разделы: Химия , Конкурс «Презентация к уроку»

Презентация к уроку

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Девиз урока:

"Фосфор-элемент жизни и мысли" .
А.Е.Ферсман

Цели урока: Изучить физические и химические свойства фосфора, оксида фосфора. Закрепить понятие аллотропии на примере аллотропных модификаций фосфора.

Ход урока

I. И.В. Информационный ввод учащихся:

Ознакомление с темой урока. Вопросы к теме урока (слайд 4)

II. Изучение нового материала. Беседа учителя по следующим темам:

а). Открытие фосфора. (слайд 5)

в) Строение атома фосфора (слайд 6)

г) Нахождение фосфора в природе (слайд 7)

д) Физические свойства. Аллотропные модификации фосфора (слайд 8)

III. Химические свойства фосфора. Самостоятельная работа учащихся (слайд 9) (учащиеся сами определяют окислительно-восстановительную двойственность фосфора, составляют уравнения окислительно-восстановительных реакций, характеризующих химические свойства фосфора-окислителя и фосфора-восстановителя)

IV. Физические свойства оксида фосфора. Аналитические выводы учащихся о характере оксида фосфора (V). Составление уравнений реакций. (слайд 10)

V. Сообщения учащихся по темам: биологическое значение фосфора, круговорот фосфора в природе, применение фосфора и его соединений. (слайды 11,12,13).(Учитель заранее дает учащимся темы сообщений).

VI. Текущий контроль знаний. Работа по тестам темы в форме подготовки к ГИА.

VII. Разминка. Игра-эстафета. (слайд 14)

VIII. Итоги урока. Оценка результатов тестов, химической эстафеты, устных и письменных ответов учащихся. Выводы к уроку. (слайд 15).

IX. Домашнее задание параграф 35, составить уравнения реакций взаимодействия фосфора с галогенами, с серой, с металлическим магнием.

VII. Дом. зад. (слайд 16).

"Химия. 8 класс". О.С. Габриелян

Вопрос 1 (1).

а) - схема строения атома алюминия; б) - схема строения атома фосфора; в) - схема строения атома кислорода.

Вопрос 2 (2).
а) сравним строение атомов азота и фосфора.

Строение электронной оболочки этих атомов схоже, оба на последнем энергетическом уровне содержат по 5 электронов. Однако у азота всего 2 энергетических уровня, а у фосфора - 3.
б) Сравним строение атомов фосфора и серы.

Атомы фосфора и серы имеют по 3 энергетических уровня, причем у каждого последний уровень незавершенный, но у фосфора на последнем энергетическом уровне 5 электронов, а у серы 6.

Одним из используемых легирующих материалов является фосфор. Фосфор имеет пять электронов в своей внешней оболочке. То, что происходит, когда атом фосфора соединяется с кристаллической структурой с кремнием, заключается в том, что один электрон в своей внешней оболочке не может соединяться с атомом кремния и поэтому свободен.

Этот элемент имеет только три электрона в своей внешней оболочке. Когда эта добавка добавляется во время производства, появляется свободное пространство или отверстие, где «электрон» может входить в кристаллическую решетку кремния. Отверстия считаются положительными носителями заряда, хотя они не содержат физического заряда. Способность атома кремния принять другой электрон в его внешней оболочке делает отверстие, по-видимому, положительным зарядом. Отверстия делают проводящий кристалл кремния.

Вопрос 3 (3).
Атом кремни я содержит в ядре 14 протонов и 14 нейтронов. Число электронов, находящихся вокруг ядра, как и число протонов равно порядковому номеру элемента. Число энергетических уровней определяется номером периода и равно 3. Число внешних электронов определяется номером группы и равно 4.

Вопрос 4 (4).
Количество содержащихся в периоде элементов равно максимально возможному числу электронов на внешнем энергетическом уровне и это число определяется по формуле 2n 2 , где n - номер периода. Поэтому в первом периоде содержится только 2 элемента (2 . 1 2 = 2), а во втором периоде 8 элементов (2 . 2 2 = 8).

К одному, смотрящему на прыжки электронов, кажется, что дырки в кремнии движутся в противоположном направлении к потоку электронов. Выделено происхождение сегнетоэлектричества. Увеличение и перегруппировка ковалентности химических связей связаны с изменением валентной зоны при переходе от параэлектрической фазы к сегнетоэлектрической. Ключевые слова: сегнетоэлектричество, фазовый переход, химическое связывание.

Строение атомов. Строение электронной оболочки атома

Если понижение энергии, связанное с гибридизационным взаимодействием, больше, чем интерсиональное отталкивание, противоположное ионному сдвигу, то возникает сегнетоэлектрическое искажение. Эта «стереохимическая активность одиночной пары» является движущей силой нецентрального искажения в сегнетоэлектриках. Этот эффект определяется балансом положительного и отрицательного вклада в общую энергию. Первый описывает короткодействующие силы отталкивания и связан с жесткими сдвигами ионов от исходных положений с высокой симметрией.

Вопрос 5 (5).
В астрономии - Период вращения Земли вокруг своей оси 24 часа.
В географии - Смена сезонов с периодом 1 год, а также морские приливы и отливы.
В физике - Периодические колебания маятника, движение поршня в двигателе внутреннего сгорания.
В биологии - Деление клеток микроорганизмов при оптимальных условиях через каждые 20 мин.

Второй отрицательный вклад описывает релаксацию электронной конфигурации в ответ на смещения ионов за счет образования ковалентных связей . Этот термин благоприятствует сегнетоэлектрическому искажению. Здесь появляется противоположная картина по сравнению с перовскитами, где единственная решетчатая мода может определять динамическую неустойчивость, связанную с сегнетоэлектрическим фазовым переходом. Рентгеновская фотоэлектронная спектроскопия подтверждает рост ковалентности химических связей в сегнетоэлектрической фазе.

На их сегнетоэлектрические свойства эффективно влияет состояние электронной подсистемы. Сравнение экспериментальных и расчетных релаксированных значений констант решетки демонстрирует разницу порядка 3% по порядку величины. Видно, что для кластеров уровень энергии около -15 эВ в основном определяется гибридизацией орбиталей фосфора.

Вопрос 6 (6).
Электроны и строение атома были открыты в начале ХХ века, чуть позже было написано это стихотворение, которое отражает во многом нуклеарную, или планетарную, теорию строения атома, а также В. Брюсов допускает возможность, что и электроны тоже сложные частицы, строение которых учёные ещё не изучили.